Фосфор (Р) - типичный неметалл с относительной атомной массой 31. Строение атома фосфора определяет его активность. Фосфор легко вступает в реакции с другими веществами и элементами.
Строение
Строение атома элемента фосфора отражено в периодической таблице Менделеева. Фосфор расположен под 15 номером в пятой группе, третьем периоде. Следовательно, атом фосфора состоит из положительно заряженного ядра (+15) и трёх электронных оболочек, на которых находится 15 электронов.
Рис. 1. Положение в таблице Менделеева.
Графически расположение строение атома выглядит следующим образом:
- +15 P) 2) 8) 5 ;
- 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .
Фосфор относится к р-элементам. На внешнем энергетическом уровне в возбуждённом состоянии располагается пять электронов, которые определяют валентность элемента. В обычном состоянии внешний уровень остаётся незавершённым. Три неспаренных электрона указывают на степень окисления (+3) и третью валентность. Фосфор легко переходит из обычного в возбуждённое состояние.
Рис. 2. Строение фосфора.
Ядро состоит из 15 протонов и 16 нейронов. Чтобы посчитать количество нейронов, необходимо вычесть из относительной атомной массы порядковый номер элемента - 31-15=16.
Аллотропия
Фосфор имеет несколько аллотропических модификаций, отличающихся строением кристаллической решётки:
- белый - ядовитое вещество, напоминающее воск, светится в темноте, т.к. окисляется при низких температурах;
- жёлтый - неочищенный белый фосфор (имеет примеси);
- красный - менее ядовитое вещество, чем белый или жёлтый фосфор, не воспламеняется и не светится;
- чёрный - похожее на графит вещество с металлическим блеском, проводит электрический ток, может переходить в металлический фосфор.
Рис. 3. Виды фосфора.
Белый фосфор - наиболее активная модификация элемента, которая быстро окисляется на воздухе, поэтому белый фосфор хранят под водой.
Свойства
Фосфор образует:
- фосфорную кислоту (H 3 PO 4);
- оксиды P 2 O 5 и P 2 O 3 ;
- фосфин - летучее ядовитое соединение с водородом (PH 3).
Фосфор реагирует c простыми веществами - металлами и неметаллами, проявляя окислительно-восстановительные свойства. Основные реакции с фосфором описаны в таблице.
Фосфор образует около 200 минералов, один из которых - апатит. Фосфор входит в состав жизненно важных соединений - фосфолипидов, которые составляют все клеточные мембраны.
Что мы узнали?
Рассмотрели схему строения атома фосфора. Формула атома - 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Элемент может переходить в возбуждённое состояние с валентностью V. Известно несколько модификаций фосфора - белый, жёлтый, красный, чёрный. Самый активный - белый фосфор - способен самовоспламеняться в присутствии кислорода. Элемент реагирует со многими металлами и неметаллами, а также с кислотами, основаниями и водой.
Тест по теме
Оценка доклада
Средняя оценка: 3.9 . Всего получено оценок: 104.
Слайд 2
Строение атома фосфора
Слайд 3
Электронное строение
0 2 8 5 P+ = 15 ē = 15 n = 16 1S2 2S2 2p6 3S2 3p3 3d0 Валентные возможности: Краткая электронная запись - 1S2 2S2 2p6 3S2 3p3 3S1 3d1 P 31 +15 III ; V
Слайд 4
Общая характеристика.
неметалл, Ar=31 V группа, главная подгруппа 3 период, 3 ряд степени окисления -3.0,+1,+3,+5. оксиды Р2О3 и Р2О5 - оба оксида кислотные Кислоты: H 3PO3 –фосфористая кислотаH3PO4 –фосфорная кислота летучее водородное соединение РН3-газ фосфин (связь ковалентная почти неполярная) Р Фосфор (Phosphorus-Cветоносец)
Слайд 5
аллотропия
t 4000C Р 12000 МПа кат. - Hg t 4000C Р 12000 МПа кат. - Hg t 2000C Конденсация паров.
Слайд 6
Кристаллические решётки
Рис. 1 Строение белого и красного фосфора Рис. 2 Строение фиолетового (1) и чёрного (2,3 – разные проекции) фосфора
Слайд 7
Белый фосфор
Воскообразное, прозрачное вещество с характерным запахом, в присутствии примесей - следов красного Фосфора, мышьяка, железа и т. п. - окрашен в желтый цвет. Температура плавления 44,1 °С. Медленно окисляется кислородом воздуха уже при комнатной температуре и светится (бледно-зелёное свечение). Белый фосфор активен химически и весьма ядовит.
Слайд 8
Красный фосфор
Темно-малиновый порошок. Нерастворим в воде и сероуглероде. Химическая активность значительно ниже, чем у белого. На воздухе окисляется медленно, не светится в темноте. Самовоспламеняется при трении или ударе. При нагревании превращается в пар, при охлаждении которого образуется в основном белый фосфор. Ядовитость красного фосфора в тысячи раз меньше, чем у белого. .
Слайд 9
Черный фосфор
Чёрное вещество с металлическим блеском, жирное на ощупь и весьма похожее на графит. Не растворим в воде или органических растворителях. Поджечь чёрный фосфор можно, только предварительно сильно раскалив в атмосфере чистого кислорода до 400 °С. Удивительным свойством чёрного фосфора является его способность проводить электрический ток и свойства полупроводника. Температура плавления чёрного фосфора 1000 °С под давлением 18·105 Па. 16.11.2016 9 Бортникова Г.В.
Слайд 10
аллотропия
В одно колено сосуда Ландольта поместим немного красного фосфора. Закроем отверстие сосуда плотным комком ваты. Закрепим сосуд Ландольта в штативе. Нагреем колено. Через некоторое время наблюдаем, как белый фосфор конденсируется на холодных стенках второго колена. Цвет фосфора не белый, а оранжевый, что обусловлено примесями красного фосфора. После остывания сосуда опускаем в него металлическую проволоку. Частицы белого фосфора загораются на воздухе. Оборудование: сосуд Ландольта, горелка, штатив, вата. Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу. После проведения опыта залить сосуд Ландольта насыщенным раствором медного купороса. Переход красного фосфора в белый
Слайд 11
Сравнение свойств разновидностей фосфора
Слайд 12
Итоги торгов
Слайд 13
Нахождение в природе.
Слайд 14
Природные соединения
Апатит Формула Са53(F,Cl,ОН) Цвет белый, зеленый, сине-зеленый, голубой, фиолетовый, редко красный Блеск Стеклянный до жирного Прозрачность Прозрачный, просвечивающий Плотность 3,2-3,4 г/см³ . Апатит
Слайд 15
Формула (Са5(РО4)3Сl или Са5(РО4)3F Цвет беловатый, сероватый, желтоватый или бурый Прозрачность Непрозрачный, Плотность 5 г/см³ Фосфорит
Слайд 16
Получение.
Фосфор получают в электрических печах по реакции: Ca3(PO4)2 + 5C+ 3SiO2 = 2P+ 3CaSiO3 + 5CO, (t=1500 °C). При быстрой конденсации паров под водой образуется белый фосфор. Красный фосфор образуется из белого при длительном нагревании его без доступа воздуха: P (бел.) → P (красн.), (t = 280-340 °C)
Слайд 17
Черный фосфор получают из белого нагреванием при 200 °C и давлении 1,2·106 кПа или в присутствии Hg (катализатора) при обычном давлении.
Слайд 18
Физические свойства.
Белый фосфор Он чрезвычайно ядовит! Мягкое, бесцветное,воскообразное вещество. Он легкоплавок (температура плавления 44,1 °C, температура кипения 275 °C), летуч, растворяется в сероуглероде и в ряде органических растворителей, светится в темноте (в результате медленного окисления -хемилюминесценция).
Слайд 19
Красный фосфор Не ядовит! в зависимости от способов получения обладаетразличными свойствами. Например, его плотность изменяется в интервале 2-2,4 г/см3, температура плавления 585-600 °C, цвет от темно-коричневого до красного и фиолетового. Красный фосфор практически не растворяется ни в одном растворителе, в темноте не светится
Слайд 20
Химические свойства
Белый фосфор горит в кислороде. Удивительно, что это может происходить и под водой. Нагреем фосфор в пробирке с водой до начала плавления фосфора. Подадим кислород в пробирку с расплавленным фосфором. Соприкоснувшись с пузырьками кислорода, белый фосфор загорается. P4 + 5O2 = 2 P2O5 Оборудование: газометр, стакан химический, пробирка. Техника безопасности. Опыт следует проводить под тягой. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу. Горение белого фосфора.
Слайд 21
Безводная азотная кислота – сильный окислитель. Поэтому она легко взаимодействует с красным и белым фосфором. Реакция с белым фосфором протекает очень бурно. Иногда она сопровождается взрывом. В небольшую пробирку осторожно нальем немного азотной кислоты. В целях безопасности поместим пробирку в стакан. Осушим кусочек белого фосфора и бросим в пробирку с кислотой. Через несколько секунд белый фосфор расплавляется и энергично сгорает. Продуктами взаимодействия белого фосфора с кислотой являются метафосфорная кислота, оксиды азота и вода. Р4 + 20 НNО3 = 4 НРО3 + 20 NО2 + 8 Н2О Оборудование: стакан толстостенный, закрепленная в стакане пробирка, пинцет, скальпель, фильтровальная бумага. Техника безопасности. Опыт должен проводиться под тягой и в защитных перчатках. Соблюдать правила обращения с концентрированными кислотами и с белым фосфором. Не допускать попадания фосфора на кожу. Взаимодействие с азотной кислотой.
Слайд 22
Красный фосфор при нагревании взаимодействует с активными металлами. Смешаем опилки кальция с порошком красного фосфора. Поместим смесь в стеклянную трубку. Нагреем смесь. Взаимодействие фосфора с кальцием сопровождается вспышками. В результате реакции образуется фосфид кальция – твердое вещество светло-коричневого цвета. 3Ca + 2P = Ca3P2 Часть красного фосфора при нагревании и от теплоты протекающей реакции превращается в белый фосфор. Пары белого фосфора загораются при выходе из трубки. Оборудование: штатив, трубка стеклянная, горелка, палочка стеклянная. Техника безопасности. Соблюдать правила обращения с белым фосфором. Не допускать попадания белого фосфора на кожу. Опыт проводить под тягой. Взаимодействие с кальцием
Слайд 23
ОКСИДЫ ФОСФОРАP2O5 - оксид фосфора (V) (фосфорный ангидрид),
в парообразном состоянии имеет состав P4O10. Он представляет собой белый порошок, температура плавления 422 °C, температура кипения 591 °C. Оксид фосфора (V) гигроскопичен. Получают его сжиганием фосфора в избытке сухого воздуха. 4P + 5O2(изб.) = 2P2O5 Это кислотный оксид (вспомни свойства кислотных оксидов). При соединении с водой образует две кислоты:
Слайд 24
P2O5+H2O = 2 HPO3 метафосфорная кислота P2O5+3H2O = 2H3PO4 ортофосфорная кислота
Слайд 25
применение
Применяют оксид фосфора (V) для осушки газов и жидкостей, не реагирующих с ним, для получения фосфорных кислот, оксид фосфора является компонентом фосфатных стекол.
Слайд 29
4.Применение.
H3PO4используют для получения фосфорных удобрений, для создания защитных покрытий на металлах, в фармацевтической промышленности, в органическом синтезе. Ортофосфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Её остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты – АТФ, при разложении которой выделяется большое количество энергии. Остатки ортофосфорной кислоты входят так же в состав рибонуклеиновых (РНК) и дезоксирибонуклеиновых кислот(ДНК
ОПРЕДЕЛЕНИЕ
Фосфор расположен в третьем периоде V группы главной (А) подгруппы Периодической таблицы.
Относится к элементам p -семейства. Неметалл. Обозначение - P. Порядковый номер - 15. Относительная атомная масса - 30,974 а.е.м.
Электронное строение атома фосфора
Атом фосфора состоит из положительно заряженного ядра (+15), внутри которого есть 15 протонов и 16 нейтронов, а вокруг, по трем орбитам движутся 15 электронов.
Рис.1. Схематическое строение атома фосфора.
Распределение электронов по орбиталям выглядит следующим образом:
15 P) 2) 8) 5 ;
1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 .
Внешний энергетический уровень атома фосфора содержит 5 электронов, которые являются валентными. Энергетическая диаграмма основного состояния принимает следующий вид:
Каждый валентный электрон атома фосфора можно охарактеризовать набором из четырех квантовых чисел: n (главное квантовое), l (орбитальное), m l (магнитное) и s (спиновое):
|
Подуровень |
||||
Наличие трех неспаренных электронов свидетельствует о том, что степень окисления фосфора равна +3. Так как на третьем уровне есть вакантные орбитали 3d -подуровня, то для атома фосфора характерно наличие возбужденного состояния:
Именно поэтому для фосфора также характерна степень окисления +5.
Примеры решения задач
ПРИМЕР 1
ПРИМЕР 2
| Задание | Элемент состоит из двух изотопов в соотношении 2:3. Ядро первого изотопа содержит 10 протонов и 10 нейтронов. Определите атомную массу второго изотопа, если средняя относительная масса элемента равна 21,2. В ответе укажите на сколько нейтронов больше в ядре атома второго изотопа. |
| Решение | Относительная атомная масса первого изотопа равна:
A 1 = Z +n = 10 + 10 = 20 а.е.м. Относительную атомную массу второго изотопа обозначим через A 2 . Средняя относительная атомная масса элемента определяется суммой масс его изотопов с учетом их количества. Составим уравнение: A ср ×5 = A 1 ×2 + A 2 ×3; 21,5 ×5 = 20 ×2 + A 2 ×3; A 2 = 22 а.е.м. В ядре атома второго изотопа 10 протонов, следовательно, число, нейтронов будет равно n= A- Z =.22 — 10= 12. По условию задачи в ядре атома первого изотопа было 10 нейтронов. Значит, ядро атома второго изотопа содержит на два нейтрона больше, чем ядро первого изотопа. |
| Ответ | Относительная атомная масса второго изотопа равна 22 а.е.м. |
СТРОЕНИЕ АТОМА ФОСФОРА
Фосфор расположен в III периоде, в 5 группе главной подгруппе «А», под порядковым номером №15. Относительная атомная масса A r (P) = 31 .
Р +15) 2) 8) 5
1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 3 , фосфор: p – элемент, неметалл
Тренажёр №1. "Характеристика фосфора по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева"Валентные возможности фосфора шире, чем у атома азота, так как в атоме фосфора имеются свободные d -орбитали. Поэтому может произойти распаривание 3S 2 – электронов и один из них может перейти на 3d – орбиталь. В этом случае на третьем энергетическом уровне фосфора окажется пять неспаренных электронов и фосфор сможет проявлять валентность V .
В свободном состоянии фосфор образует несколько аллот ропных видоизменений: белый , красный и чёрный фосфор
Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са 3 (РО 4) 3 ·CaF 2 . В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800-1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.
ТОКСИКОЛОГИЯ ФОСФОРА
· Красный фосфор практически нетоксичен. Пыль красного фосфора, попадая в легкие, вызывает пневмонию при хроническом действии.
· Белый фосфор очень ядовит, растворим в липидах. Смертельная доза белого фосфора - 50-150 мг. Попадая на кожу, белый фосфор дает тяжелые ожоги.
Острые отравления фосфором проявляются жжением во рту и желудке, головной болью, слабостью, рвотой. Через 2-3 суток развивается желтуха. Для хронических форм характерны нарушение кальциевого обмена, поражение сердечно-сосудистой и нервной систем. Первая помощь при остром отравлении - промывание желудка, слабительное, очистительные клизмы, внутривенно растворы глюкозы. При ожогах кожи обработать пораженные участки растворами медного купороса или соды. ПДК паров фосфора в воздухе 0,03 мг/м³.
ПОЛУЧЕНИЕ ФОСФОРА
Фосфор получают из апатитов или фосфоритов в результате взаимодействия с коксом и кремнезёмом при температуре 1600 °С:
2Ca 3 (PO 4) 2 + 10C + 6SiO 2 → P 4 + 10CO + 6CaSiO 3 .
Образующиеся пары белого фосфора конденсируются в приёмнике под водой. Вместо фосфоритов восстановлению можно подвергнуть и другие соединения, например, метафосфорную кислоту:
4HPO 3 + 12C → 4P + 2H 2 + 12CO.
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ФОСФОРА
Окислитель | Восстановитель |
1. С металлами - окислитель, образует фосфиды : 2P + 3Ca → Ca 3 P 2 Опыт "Получение фосфида кальция"
2P + 3Mg → Mg 3 P 2 . Фосфиды разлагаются кислотами и водой с образованием газа фосфина Mg 3 P 2 + 3H 2 SO 4 (р- р)= 2PH 3 + 3MgSO 4 Опыт "Гидролиз фосфида кальция"
Свойства фосфина - PH 3 + 2O 2 = H 3 PO 4 . PH 3 + HI = PH 4 I | 1. Фосфор легко окисляется кислородом: "Горение фосфора" "Горение белого фосфора под водой"
4P + 5O 2 → 2P 2 O 5 (с избытком кислорода), 4P + 3O 2 → 2P 2 O 3 (при медленном окислении или при недостатке кислорода). |
2. С неметаллами - восстановитель: 2P + 3S → P 2 S 3 , 2P + 3Cl 2 → 2PCl 3 . ! Не взаимодействует с водородом . |
|
3. Сильные окислители превращают фосфор в фосфорную кислоту: 3P + 5HNO 3 + 2H 2 O → 3H 3 PO 4 + 5NO; 2P + 5H 2 SO 4 → 2H 3 PO 4 + 5SO 2 + 2H 2 O. |
|
4. Реакция окисления также происходит при поджигании спичек, в качестве окислителя выступает бертолетова соль: 6P + 5KClO 3 → 5KCl + 3P 2 O 5 |
ПРИМЕНЕНИЕ ФОСФОРА
Фосфор является важнейшим биогенным элементом и в то же время находит очень широкое применение в промышленности.
Пожалуй, первое свойство фосфора, которое человек поставил себе на службу, - это горючесть. Горючесть фосфора очень велика и зависит от аллотропической модификации.
Наиболее активен химически, токсичен и горюч белый («жёлтый») фосфор , потому он очень часто применяется (в зажигательных бомбах и пр.).
Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение. Так же красный фосфор используется при производстве взрывчатых веществ, зажигательных составов, топлив.
Фосфор (в виде фосфатов) - один из трёх важнейших биогенных элементов, участвует в синтезе АТФ. Большая часть производимой фосфорной кислоты идёт на получение фосфорных удобрений - суперфосфата, преципитата, и др.
ЗАДАНИЯ ДЛЯ ЗАКРЕПЛЕНИЯ
№1. Красный фосфор - основная модификация, производимая и потребляемая промышленностью. Он применяется в производстве спичек, его вместе с тонко измельчённым стеклом и клеем наносят на боковую поверхность коробка, при трении спичечной головки в состав который входят хлорат калия и сера, происходит воспламенение.
Происходит реакция:
P + KClO 3 = KCl + P 2 O 5
Расставьте коэффициенты с помощью электронного баланса, укажите окислитель, и восстановитель, процессы окисления и восстановления.
№2. Осуществите превращения по схеме:
P -> Ca
3 P
2 -> PH
3 -> P
2 O
5
Для последней реакции PH
3 -> P
2 O
5 составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.
№3. Осуществите превращения по схеме:
Ca
3 (PO
4 )
2 -> P -> P
2 O
5
В Парижской библиотеке хранится манускрипт по алхимии, в котором описано открытие фосфора . Если верить документу, выделить элемент в чистом виде впервые удалось Алхид Бахилу.
Он жил в 12-ом веке. Фосфор мужчина получил, перегоняя мочу с известью и . Алхимик назвал светящееся вещество эскарбуклем. Современное имя элементу дал Хеннинг Бранд.
Он соединил греческие слова «свет» и «несу». Немец выделил белый фосфор в 1669-ом году, задокументировав свою заслугу, выступив перед ученым сообществом.
Хеннинг Бранд, как и Алхид Бахил, воспользовался выпаренной мочой, но нагревал ее с белым песком. В 17-ом веке, да и в 12-ом, свечение полученного вещества казалось чудом. У современников на физические свойства фосфора иной взгляд.
Физические и химические свойства фосфора
Элемент фосфор светится из-за процессов окисления. Взаимодействие с кислородом проходит быстро, возможно самовоспламенение.
Скорое и обильное высвобождение химической энергии приводит к ее переходу в энергию света. Процесс проходит даже при комнатной температуре.
Вот и секрет сияния фосфора. Кислород проще всего реагирует с белой модификацией элемента. Ее можно перепутать с воском, свечным парафином. Плавится вещество уже при 44-х градусах Цельсия.
Свойства фосфора белого цвета отличаются от свойств других модификаций элемента. Они, к примеру, не токсичны.
Бесцветный же фосфор ядовит, нерастворим в воде. Ей, как правило, и блокируют окисление порошка. Не вступая в реакцию с водой, белый фосфор легко растворяется органике, к примеру, сероуглероде.
В первой модификации вещество фосфор наименее плотное. На кубический метр приходится лишь 1 800 граммов. При этом, смертельной дозой для человека является всего 0,1 грамм.
Еще ядовитее желтый фосфор . По-сути, это разновидность белого, но не очищенная. Плотность вещества та же, воспламеняемость тоже.
Температура плавления чуть ниже – 34 градуса. Закипает элемент при 280-ти по шкале Цельсия. За счет загрязнений, при горении выделяется густой дым. С водой желтый фосфор, как и белый, в реакцию не вступает.
Существует еще красный фосфор . Его впервые получили в 1847-ом году. Австрийский химик Шреттер нагрел белую модификацию элемента до 500-от градусов в атмосфере угарного газа.
Реакция проводилась в герметичной колбе. Полученный вид фосфора оказался термодинамически стабильным. Вещество растворяется разве что в некоторых расплавленных металлах.
Воспламениться атом фосфора может лишь при прогреве атмосферы до 250 градусов Цельсия. Альтернатива – активное трение, или сильный удар.
Цвет красного фосфора бывает не только алым, но и фиолетовым. Свечение отсутствует. Почти отсутствует и ядовитость. Токсичное действие красной модификации элемента минимально. Поэтому, именно алый фосфор широко используют в промышленности.
Предпоследняя модификация элемента – черная. Получена в 1914-ом году, является самой стабильной. У вещества металлический блеск. Поверхность черного фосфора лоснится, похожа на .
Модификация не поддается ни одному растворителю, воспламеняется лишь в атмосфере, прогретой до 400-от градусов. Масса фосфора черного наиболее велика, как и плотность. Вещество «рождается» из белого при давлении в 13 000 атмосфер.
Если довести давление до сверхвысокого, появляется последняя, металлическая модификация элемента. Ее плотность достигает почти 4-х граммов на кубический сантиметр. Формула фосфора не меняется, но преобразуется кристаллическая решетка. Она становится кубической. Вещество начинает проводить электрический ток.
Применение фосфора
Оксид фосфора служит дымообразующим средством. Воспламеняясь, желтая модификация элемента дает густую завесу, что пригождается в оборонной промышленности.
В частности, фосфор добавляют в трассирующие пуля. Оставляя за собой дымный след, они позволяют корректировать направление, точность посылов. «Дорожка» сохраняется на протяжении километра.
В военной промышленности фосфор нашел место, так же, как воспламенитель. В этой роли элемент выступает и в мирных целя. Так, красную модификации используют при изготовлении спичек. Смазкой в них служит пара фосфор-сера , то есть, сульфид 15-го элемента .
Хлорид фосфора нужен при производстве пластификаторов. Так называют добавки, увеличивающие пластичность пластмасс и прочих полимеров. Хлорид закупают и аграрии. Они примешивают вещество к инсектицидам.
Их применяют для уничтожения вредителей на полях, в частности, насекомых. Опрыскивают посадки и пестицидами. В них присутствует уже дуэт кальций-фосфор или же фосфиды .
Если насекомых с помощью фосфорных смесей убивают, то растения – взращивают. Так, пары азот-фосфор и калий-фосфор – завсегдатаи удобрений. 15-ый элемент питает насаждения, ускоряет их развитие, повышает урожайность. Фосфор необходим и человеку.
В костях, нуклеиновых цепочках, белках, его скрыто примерно 800 граммов. Не зря же элемент был впервые добыт путем перегонки мочи. Запасы организма требуют ежедневного пополнения в размере 1,2-1,5 граммов. Они поступают с морепродуктами, бобовыми, сырами и хлебом.
Кислоты фосфора добавляют в продукты и искусственным путем. Зачем? Разбавленная фосфорная кислота служит усилителем вкуса для сиропов, мармеладов и газированных напитков. Если в составе продукта указана Е338, речь идет о соединении с участием 15-го элемента таблицы Менделеева.
Применение фосфора природа не связала с его свечением. Человек же сделал упор именно на это свойство. Так, львиная доля запасов элемента идет на производство красок. Составы для машин еще и защищают их от коррозии. Изобретены краски для и глянцевых поверхностей. Есть варианты для дерева, бетона, пластика.
Без 15-го элемента не обходятся многие синтетические моющие средства. В них содержится магний. Фосфор связывает его ионы.
Иначе, эффективность составов снижается. Без 15-го элемента снижается и качество некоторых сталей. Их основа – железо. Фосфор – лишь .
Добавка увеличивает прочность сплава. В низколегированных сталях фосфор нужен для облегчения их обработки и увеличении сопротивляемости коррозии.
Добыча фосфора
В таблице Менделеева фосфор 15-ый, но по распространенности на Земле – 11-ый. Вещество не редко и за пределами планеты. Так, в метеоритах содержится от 0,02 до 0,94% фосфора. Он найден и в образцах грунта, взятых с Луны.
Земные представители элемента – 200 минерал, созданные природой на его основе. В чистом виде фосфор не встречается. Даже в литосфере он представлен ортофосватом, то есть, окислен до высшей степени.
Чтобы выделить чистый элемент промышленники работают с фосфатом кальция. Его получают из фосфоритов и втораппатитов. Это 2 минерала, наиболее богатые 15-ым элементом. После реакции восстановления, остается 100-процентный фосфор.
В качестве восстановителя выступает кокс, то есть углерод. Кальций, при этом, связывают песком. Все это специалисты проделывают в электропечах. То есть, процесс выделения фосфора относится к электротермическим.
Таково получение белого или желтого фосфора. Все зависит от степени очистки. Что нужно сделать, чтобы перевести продукт в красную, черную, металлическую модификации, описано в главе «Химические и физические свойства элемента».
Цена фосфора
Есть фирмы и магазины, специализирующиеся на поставках химического сырья. Фосфор, как правило, предлагают в упаковках по 500 граммов и килограмму. За красную модификацию весом в 1 000 граммов просят около 2 000 рублей.
Белый фосфор предлагают реже и по цене примерно на 30-40% дешевле. Черная и металлическая модификации дорогостоящие и реализуются, как правило на заказ через крупные предприятия-производители.